Основания (хим.). Так называется обширная категория химических соединений, характеризующихся способностью нейтрализовать кислоты, образуя при этом соли и одновременно воду. Так, едкий натр с соляной кислотой дает поваренную соль и воду: NaOH + HCl = NaCl + H₂O. Соединения с резко выраженным характером оснований (сильных оснований — см. ниже), кроме того, обладают особым щелочным или мыльным вкусом. О. своеобразно относятся к некоторым краскам (см. Индикаторы). Так, красный лакмус основаниями окрашивается в синий цвет, бесцветный фенолфталеон — в малиновокрасный, метиль-оранж — в желтый и пр. Есть еще целый ряд других реакций, специально присущих основаниям, как таковым. Следует отличать безводные основания и водные, или гидраты. Первые в типичном случае являются окислами металлов, как, напр., окись кальция CaO (негашеная известь), окись бария BaO, окись натрия Na₂O, окись железа Fe₂O₃ и пр. Водные основания или основания в тесном смысле этого слова, являются продуктами присоединения воды к телам предыдущей категории, и потому их обычно называют гидратами окисей. Таковы гидраты окисей кальция Ca(OH)₂ (гашеная известь), бария Ba(OH)₂ (едкий барит), натрия NaOH (едкий натр), железа Fe(OH)₃ и пр. Гидраты окисей некоторых, особенно щелочных и щелочноземельных металлов получаются путем непосредственного взаимодействия безводных окисей с водой, при чем выделяется большое количество тепла. Так, негашеная известь, облитая водой, «гасится» с сильным разогреванием, при чем имеет место реакция: CaO + H₂O = Ca(OH)₂. В других случаях металлические окислы не соединяются с водой непосредственно, а потому для получения гидратов приходится пользоваться косвенными приемами, прибегая к реакциям обменного разложения между солями, отвечающими данному металлу, и едким натром или кали. Так, хлорное железо с NaOH дает гидрат окиси железа Fe(OH)₃: FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃ + 3NaCl. Подобные реакции становятся возможными благодаря трудной растворимости образующихся основных гидратов, тогда как остальные соединения, участвующие в реакции, легко растворимы. Гидраты окисей при нагревании теряют воду и переходят в безводные основания, но процесс этот для различных металлов совершается с весьма различной степенью легкости. Гидраты, отвечающие щелочным и щелочноземельным металлам, весьма упорно удерживают воду, тогда как гидрат окиси меди Cu(ОН)₂ превращается в черную окись меди СuО уже при кипячении с водой и даже (хотя и медленно) при обыкновенной температуре. У таких металлов, как серебро и ртуть, потеря воды соответствующими гидратами окислов происходит уже при образовании этих последних путем обменного разложения (2AgNO₃ + 2NaOH = Ag₂O + 2NaNO₃ + H₂O). Собственно основания (гидраты окисей) характеризуются присутствием гидроксильной группы или водного остатка OH, обладающего способностью при взаимодействии с кислотным водородом давать воду. Согласно теории Аррениуса (см. Электролитическая диссоциация, Ион) при растворении оснований в воде гидроксильные группы, в них заключающиеся, отделяются и переходят в состояние ОН− ионов. Способность при ионизации освобождать гидроксильные ионы (заряженные отрицательно и при электролизе оснований отделяющиеся на аноде, как кислотные остатки при электролизе соли) является таким образом для оснований в такой же степени характерной, как способность давать ионы H+ — для кислот. Нейтрализация в разбавленном растворе (для которого можно принять, что электролитическая диссоциация реагирующих тел — практически полная), сводится по этой теории к соединению ионов H+ и OH− в частицу воды H₂O (последняя, хотя и ионизирована, но в самой ничтожной степени): K+ + OH− + H+ + NO₃− = H₂O + K+ + NO₃−. Не все основания обладают одинаковой силой или энергией. Сила основания (подобно силе кислот) определяется способностью его к ионизации при прочих равных условиях, что и понятно, так как, по предыдущему, основание в сущности реагирует, как таковое, поскольку в растворе его имеются ионы OH−. Поэтому для определения силы оснований могут служить те же методы, что и для определения силы кислот, напр., методы электропроводности, кинетические методы и метод распределения. К числу сильнейших оснований, которые и в сравнительно концентрированном водном растворе почти нацело диссоциированы на ионы, относятся едкие щелочи: LiOH, NaOH, КОН, RbOH, CsOH, к которым примыкают и гидраты окисей щелочноземельных металлов Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂, Ra(OH)₂, а также Tl(ОН). Более слабыми основаниями являются Mg(OH)₂, La(OH)₃, Y(OH)₃. Еще более слабыми Сu(ОН)₂, Fe(OH)₂, Fe(OH)₃, Аl(OH)₃ и др. Кроме различной склонности к ионизации и в различной степени выраженной химич. активности сильные основания от слабых отличаются еще некоторыми признаками, из которых укажем на следующие два. Слабые основания по большей части с меньшей силой удерживают воду, легче ее теряют и не поглощают ее обратно; в то же время они отличаются меньшей растворимостью. Благодаря последнему обстоятельству слабые основания легко могут быть получены в осадке, как указано выше, при обменном разложении, напр., NaOH с растворимой солью, отвечающей слабому основанию. Между гидратами окислов, отвечающих металлам и металлоидам, не существует резкой границы, а потому от оснований мы имеем нечувствительный переход к кислотам. Всего резче такой переход виден в существовании амфотерных гидратов, которые, как, напр., глинозем Аl(ОН)₃, способны проявлять в одно и то же время функцию основную и кислотную. Действительно, глинозем с НСl, H₂SO₄ и т. д. дает соли АlСl₃, Al₂(SO₄)₃, как настоящее основание, между тем как с основаниями он образует другого рода соли алюминаты (AlOK(OH)2 или AlO(OK)), в которых фигурирует в качестве (слабой, правда) кислоты. Элементы, гидраты окислов которых являются кислотами и основаниями различной силы, закономерно распределяются в периодической системе Д. И. Менделеева. — При рассмотрении оснований, кроме силы, следует еще различать их атомность, или эквивалентность (вполне отвечающую основности кислот). Это — число (ОН)= групп, находящихся в молекуле основания, экспериментально определяемое числом эквивалентов кислоты, требующихся для нейтрализации молекулы основания. Так, NaOH и КОН — суть одноэквивалентные, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂, Сu(ОН)₂ — двухэквивалентные, Аl(ОН)₃, Fe(OH)₃, Cr(OH)₃ — трехэквивалентные, Sn(OH)₄, Th(OH)₄ — четырехэквивалентные основания. Кроме оснований простейшего типа, в которых основной гидроксил связан с атомом металла, существуют основания более сложного состава, нередко называемые комплексными. В них роль металлического атома играет целая атомная группа, или радикал. Простейшим примером такого радикала может служить аммоний NH₄ (от которого происходит одноэквивалентное основание NH₄OH, находящееся в водном растворе аммиака NH₃), во многих отношениях близко напоминающий атом калия. Подобно К.NH₄ образует одноэквивалентное основание NH₄(OH) (присутствующее в водных растворах аммиака NH₃), с кислотами образующее аммонийные соли NH₄X, аналогичные солям калия. Последние, а также NH₄OH в водном растворе диссоциируют с образованием иона NH₄ и т. д. В группе NH₄ атомы водорода могут быть замещены органическими радикалами, и тогда возникают новые радикалы, подобно NH₄, дающие начало основаниям, солям и ионам, напр., [N(CH₃)₄]OH, [N(CH₃)₄]X, [N(CH₃)₄]+ и т. д. Подобно замещенным аммониям, в которых как бы главную роль играет атом азота, существуют подобные же радикалы, содержащие иод, так называемые иодонии, напр., дифенилиодоний (C₆H₅)₂J. Этим радикалам также отвечают основания и соли, напр., (C₆H₅)₂J(OH) и (C₆H₅)₂JX. Другие примеры сложных оснований см. в ст. Комплексные соединения, Платина.
Л. Ч.